ההבדל העיקרי בין אלקטרושליליות לקוטביות הוא שאלקטרושליליות היא הנטייה של אטום למשוך אליו את האלקטרונים בקשר, בעוד שקוטביות פירושה הפרדת המטענים.
קוטביות נוצרת עקב ההבדלים באלקטרושליליות. לכן, שני המונחים הללו הם מונחים הקשורים זה לזה. עם זאת, יש הבדל מובהק בין אלקטרושליליות לקוטביות. הבדל אחד כזה בין אלקטרושליליות לקוטביות הוא שאלקטרושליליות מתארת את כוחות המשיכה ברמה האטומית בעוד שהקוטביות מתארת את כוחות המשיכה ברמה המולקולרית.
מהי אלקטרונית שלילית?
אלקטרוניטיביות היא הנטייה של אטום למשוך אליו את האלקטרונים בקשר. בעיקרון, זה מראה את ה"דמיון" של אטום כלפי האלקטרונים. אנו יכולים להשתמש בסולם פאולינג כדי לציין את האלקטרושליליות של יסודות.
בטבלה המחזורית, האלקטרושליליות משתנה בהתאם לתבנית. משמאל לימין, על תקופה, האלקטרושליליות גוברת. מלמעלה למטה, בקבוצה, האלקטרושליליות פוחתת. לכן, פלואור הוא היסוד האלקטרונילי ביותר עם ערך של 4.0 בסולם פאולינג. לקבוצה אחת ולשני יסודות יש פחות אלקטרושליליות; לפיכך, הם נוטים ליצור יונים חיוביים על ידי מתן אלקטרונים. מאחר שליסודות קבוצה 5, 6, 7 יש ערך אלקטרושליליות גבוה יותר, הם אוהבים לקחת אלקטרונים ליונים שליליים וממנו.
איור 01: אלקטרוניות שליליות של יסודות בטבלה המחזורית
אלקטרוןשליליות חשובה גם בקביעת אופי איגרות החוב. אם לשני האטומים בקשר אין הבדל באלקטרושליליות, אז יווצר קשר קוולנטי. אם הפרש האלקטרושליליות בין השניים גבוה, אז יווצר קשר יוני.
מה זה קוטביות?
קוטביות נוצרת עקב ההבדלים באלקטרושליליות של אטומים. כאשר שניים מאותו אטום או אטומים בעלי אותה אלקטרושליליות יוצרים ביניהם קשר, אטומים אלו מושכים את צמד האלקטרונים בצורה דומה. לכן, הם נוטים לחלוק את האלקטרונים, וסוג זה של קשרים לא קוטביים ידוע בתור קשרים קוולנטיים. עם זאת, כאשר שני האטומים שונים, האלקטרושליליות שלהם היא לעתים קרובות שונה. אבל מידת ההבדל עשויה להיות גבוהה יותר או נמוכה יותר. לכן, זוג האלקטרונים המחובר נמשך יותר על ידי אטום אחד בהשוואה לאטום השני שמשתתף ביצירת הקשר.לפיכך, זה יביא לפיזור לא שוויוני של אלקטרונים בין שני האטומים. יתר על כן, סוגים אלה של קשרים קוולנטיים ידועים כקשרים קוטביים.
בגלל השיתוף הלא אחיד של אלקטרונים, לאטום אחד יהיה מטען מעט שלילי, ואילו לאטום השני יהיה מטען חיובי מעט. במקרה זה, אנו אומרים שהאטומים קיבלו מטען חיובי חלקי או שלילי. האטום בעל האלקטרושליליות הגבוהה יותר מקבל את המטען השלילי החלקי, והאטום בעל האלקטרושליליות הנמוכה יותר יקבל את המטען החיובי החלקי. קוטביות מתייחסת להפרדת המטענים. למולקולות האלה יש מומנט דיפול.
איור 2: הפרדת חיובים ב-C-F Bond; פלואור הוא יותר אלקטרוני שלילי מפחמן
במולקולה, יכול להיות לפחות קשר אחד או יותר. חלק מהקשרים הם קוטביים בעוד שחלקם אינם קוטביים. כדי שמולקולה תהיה קוטבית, כל הקשרים צריכים לייצר ביחד פיזור מטען לא אחיד בתוך המולקולה.
מולקולות קוטביות
יתר על כן, למולקולות יש גיאומטריות שונות, ולכן התפלגות הקשרים קובעת גם את הקוטביות של המולקולה. לדוגמה, מימן כלורי הוא מולקולה קוטבית עם קשר אחד בלבד. מולקולת מים היא מולקולה קוטבית בעלת שני קשרים. מומנט הדיפול במולקולות אלו הוא קבוע מכיוון שהן נוצרו עקב הבדלי האלקטרושליליות. אבל, ישנן מולקולות אחרות שיכולות להיות קוטביות רק בהזדמנויות מסוימות. מולקולה עם דיפול קבוע יכולה לגרום לדיפול במולקולה לא קוטבית אחרת, ואז זה גם יהפוך למולקולות קוטביות זמניות. אפילו בתוך מולקולה, שינויים מסוימים עשויים לגרום לרגע דיפול זמני.
מה ההבדל בין אלקטרוניקה לקוטביות?
אלקטרוןשליליות היא מדד לנטייה של אטום למשוך זוג אלקטרונים מקשר בעוד שקוטביות היא התכונה שיש לה קטבים או להיות קוטבית. אז, ההבדל העיקרי בין אלקטרושליליות לקוטביות הוא שהאלקטרושליליות היא הנטייה של אטום למשוך אליו את האלקטרונים בקשר, בעוד שקוטביות היא הפרדת המטענים.
יתר על כן, הבדל נוסף בין אלקטרושליליות לקוטביות הוא שהאלקטרושליליות מתארת את כוחות המשיכה ברמה האטומית בעוד שהקוטביות מתארת את כוחות המשיכה ברמה המולקולרית. לכן, המשיכה בין גרעין האטום לבין האלקטרונים החיצוניים ביותר היא הסיבה שלאטום יש ערך אלקטרושליליות; לפיכך, הוא קובע את הערך של אלקטרושליליות. אבל, קוטביות נגרמת מהפרדה של מטענים בקשר עקב ההבדלים בערכי האלקטרושליליות של אטומים.
למטה אינפוגרפיקה מציגה פרטים נוספים על ההבדל בין אלקטרושליליות לקוטביות.
סיכום – אלקטרונית שליליות מול קוטביות
אלקטרוןשליליות וקוטביות הם מונחים קשורים; האלקטרושליליות של אטומים במולקולה קובעת את הקוטביות של המולקולה.ההבדל העיקרי בין אלקטרושליליות לקוטביות הוא שאלקטרושליליות היא הנטייה של אטום למשוך אליו את האלקטרונים בקשר, בעוד שקוטביות פירושה הפרדת המטענים.
